Hvad er den molekylære orbitale teori?
Molekylær orbital teori, eller MO teori, er en metode til at forklare binding mellem atomer i form af elektroner, der spredes rundt om et molekyle snarere end lokaliseret omkring atomer, i modsætning til valensbindingsteori eller VB teori. Elektroner i atomer er arrangeret i orbitaler inden i underskaller inden i skaller. Som en generel regel er det elektronerne i orbitalerne i den yderste skal, der er involveret i kemisk binding, selvom der er undtagelser fra dette. En orbital kan maksimalt indeholde to elektroner, der skal have modsatte spins. I molekylær orbital teori, når to atomer danner en kemisk binding, kombineres de atomiske orbitaler i bindingselektronerne for at producere molekylære orbitaler med lignende regler for antallet og spin af elektronerne.
Elektroner, som alle subatomære partikler, kan opføre sig som bølger. I stedet for at optage et bestemt punkt i rummet på et givet tidspunkt spredes et elektron over alle dets mulige placeringer omkring atomkernen, og dens position kan kun udtrykkes med hensyn til sandsynlighed. En ligning udviklet af fysikeren Erwin Schrodinger kan bruges til at bestemme "bølgefunktionen" af en atomisk orbital, hvilket giver sandsynligheden for at finde et elektron på forskellige steder rundt om kernen i form af en elektrondensitetsfordeling. Molekylær orbital teori forklarer atombinding ved at tilføje bølgefunktionerne for de atomiske orbitaler, der er involveret i binding, for at give bølgefunktionerne for molekylære orbitaler, der omslutter hele molekylet.
Da bølgefunktionsligningen giver både positive og negative værdier, kendt som faser, produceres to molekylære orbitaler. I det første tilføjes de atomiske orbitaler i fase - positiv til positiv og negativ til negativ. Den anden type er en, hvor de er ude af fase - negativ til positiv og positiv til negativ.
Tilsætningen i fase giver en molekylær orbital med elektrondensiteten koncentreret i rummet mellem kernerne, hvilket bringer dem tættere sammen og resulterer i en konfiguration ved en lavere energi end de to originale atombomber kombineret. Dette er kendt som en bindende orbital. Udfasetilsætningen resulterer i, at elektrontætheden koncentreres væk fra rummet mellem kernerne, trækker dem længere fra hinanden og producerer en konfiguration med et højere energiniveau end de atomiske orbitaler. Dette er kendt som en anti-binding orbital. Elektroner fra de atomare orbitaler, der er involveret i binding, foretrækker at fylde de lavere energibinding molekylære orbitaler.
For at bestemme arten af bindingen mellem to atomer beregnes "bindingsrækkefølgen" som: (bindende elektroner - anti-bindende elektroner) / 2. En bindingsrækkefølge på nul indikerer, at ingen binding vil finde sted. Til sammenligning indikerer en bindingsrækkefølge på 1 en enkeltbinding, hvor henholdsvis 2 og 3 angiver henholdsvis dobbelt- og tredobbeltbindinger.
Som et meget simpelt eksempel kan bindingen af to hydrogenatomer beskrives med hensyn til molekylær orbital teori. Hvert atom har kun en elektron, normalt i den laveste energiomløb. Bølgefunktionerne i disse orbitaler tilføjes, hvilket giver en binding og en anti-binding orbital. De to elektroner vil fylde den lavere energibundende orbital uden elektroner i den anti-bindende orbital. Obligationsordren er derfor (2 - 0) / 2 = 1, hvilket giver en enkelt binding. Dette er i overensstemmelse med VB-teori og med observation.
Interaktionen mellem to atomer i det næste element i den periodiske tabel, helium, giver et andet resultat, da der er to elektroner i en orbital i hvert heliumatom. Når bølgefunktionerne tilføjes, produceres en binding og en anti-bindende orbital som med brint. Denne gang er der dog fire elektroner involveret. To elektroner vil fylde den bindende orbital, og de andre to bliver nødt til at udfylde den højere energibegrænsende orbital. Obligationsrækkefølgen denne gang er (2 - 2) / 2 = 0, så ingen limning finder sted. Igen stemmer dette overens med VB-teori og med observation: helium danner ikke molekyler.
Molekylær orbital teori forudsiger også korrekt dobbelt- og tredobbeltbindinger for henholdsvis ilt- og nitrogenmolekyler. I de fleste tilfælde er MO-teori og valensbindingsteori enige; førstnævnte forklarer dog bedre molekyler, hvor bindingsordenen ligger mellem en enkelt- og dobbeltbinding og molekylers magnetiske egenskaber. Den største ulempe ved molekylær orbital teori er, at bortset fra meget enkle tilfælde som ovenfor, er beregningerne meget mere komplicerede.